Säure / Base

Säure / Base

Das Lernziel dieser Einheit umfasst folgende Gebiete:

Was ist eine Säure, was ist eine Base, pH-Wert, pKs, Indikator, Lackmus, sauer Regen und vieles mehr

Inhaltsverzeichnis

7 Säuren und Basen 1

7.1 Definition von Säuren und Basen nach Brønsted 1

7.1.1 Leitfähigkeitsmessung 1

7.2 Säure-Base-Begriff nach Brønsted 3

7.3 Korrespondierende Säure-Base-Paare 4

7.4 Typische Charakteristika von Säuren und von Basen 4

7.5 Massenwirkungsgesetz 5

7.6 Autoprotolyse und Ionenprodukt des Wassers 7

7.7 pH-Wert und pOH-Wert 8

7.8 Indikator und Lackmus 10

7.9 Säure-Base-Titration 14

7.10 Stärke von Säuren und Basen 17

7.10.1 Der pKs-Wert: Mass für die Säurestärke 17

7.10.2 Der pKb-Wert: Mass für die Basenstärke 19

7.10.3 Zusammenhang zwischen pKs- und pKb-Wert 19

7.11 Säure-Base Gleichgewichte 21

7.11.1 Brausetabletten 21

7.11.2 Bestimmung von Säure/Base-Gleichgewichtslagen 24 7.11.3 Das Konzept der "Schwachen" und "Starken" 25

7.12 Berechnung von pH-Werten 26

7.13 Säurestärke und Molekülstruktur 29

7.14 Pufferlösungen 31

7.14.1 Wirkungsweise von Pufferlösungen 32

7.14.2 Blut: ein humaner Puffer 34

7.14.3 Saurer Regen und Pufferlösungen 36

7.14.4 Entkalkung mit Säuren 37

7 Säuren und Basen

In jedem sauberen und ordentlichen Haushalt wimmelt es bekanntermassen vor Chemikalien, die uns den Dreck und die Bakterien vom Leib halten. Hin und wieder muss man seine Kaffeemaschine mit Essigsäure, Citronensäure oder einem kommerziellen Produkt (15%ige wässrige Amidosulfonsäurelösung = Durgol) entkalken. Das Bad wird mit einem Allzweckreiniger gesäubert, die Toilette mit einem sauren oder basischen WC-Reiniger, der auch noch die Bakterien killt.

Fettspritzer in der Küche entfernt man am besten mit einem nach Ammoniak riechenden basischen Fettlöser. Sollte mal ein Abflussrohr verstopft sein, bedient man sich eines stark basischen Rohrreinigers.

Kurzum, in einem chemischen Praktikum müsste man Schutzbrille und Handschuhe tragen, wenn man Versuche mit diesen Substanzen durchführen wollte.

Haushaltschemikalien sind sehr hilfreich, sie sollten aber auf das absolut notwendige Mass reduziert werden.

7.1 Definition von Säuren und Basen nach Brønsted 7.1.1 Leitfähigkeitsmessung

Mit Hilfe von Leitfähigkeitsmessungen lassen sich Aussagen zur Art der vorliegenden Teilchen bei Säuren und Basen in wässrigen Lösungen machen. Wie beim Thema Salze definiert wurde, ist eine Lösung dann elektrisch leitend, wenn frei bewegliche Ladungsträger existieren, seien es Elektronen (in Metallen) oder Ionen (in wässrigen Lösungen). Im nachfolgenden Beispiel wird HCl-Gas in Wasser eingeleitet und die Leitfähigkeit bestimmt. Fällungsreaktionen dienen zum Nachweis der denkbaren Ionen.

Leitfähigkeit von reinem Wasser, einer wässrigen HCl-Lösung

Woher kommen die Ionen? Was sind das für Ionen?

Mögliche Reaktionen

Welche der beiden Gleichgewichte ist richtig?

Beantworten lässt sich die Frage durch Nachweisreaktionen der neu entstandenen Teilchen.

Nachweisreaktion der vorhandenen Ionen nach Einleiten von HCl-Gas in Wasser Zugabe von AgNO₃-Lösung

Zugabe von FeCl₃-Lösung

Interpretation aus den Leitfähigkeits- und Fällungsreaktion

Leitfähigkeit einer NH₃-Lösung Beobachtung:

Mögliche Reaktionen

Nachweis von ______________-Ionen

Das Lösen von NH₃ Gas in Wasser hat eine chemische Reaktion zur Folge.

Wird NH₃-Gas in Wasser gelöst, so werden Protonen der H₂O Moleküle auf NH₃- Moleküle übertragen. Dadurch entstehen Ammoniumionen und Hydroxidionen.

Teilchen die H⁺-Ionen aufnehmen können, werden als Basen bezeichnet.

Das Lösen von HCl Gas in Wasser hat eine chemische Reaktion zur Folge.

Wird HCl-Gas in Wasser gelöst, so werden Protonen der HCl Moleküle auf Wassermoleküle übertragen. Dadurch entstehen Hydroniumionen und Chlorid- ionen. Teilchen die H⁺-Ionen abgeben können, werden als Säuren bezeichnet.

7.2 Säure-Base-Begriff nach Brønsted

1923 wurde die noch heute gängige Definition für Säuren und Basen vom dänischen Chemiker Johannes Nikolaus Brønsted formuliert. Im gleichen Jahr wurde sie vom amerikanischen Chemiker G.N. Lewis erweitert (Lewis-Säuren und –Basen). Wegen der geringeren Anschaulichkeit und Griffigkeit der Lewis Theorie wird im Unterricht nur die Brønsted Theorie verwendet.

Säure-Base-Reaktionen sind Protonenübertragungsreaktionen.

Sie werden auch als Protolysen oder Protonenaustauschreaktionen bezeichnet.

Säuren Protonendonatoren

Säuren sind Stoffe, die Protonen an andere Substanzen (Basen) abgeben können.

Eine Säure muss mindestens ein als Proton abspaltbares Wasserstoffatom aufweisen.

Basen Protonenakzeptoren

Basen sind Stoffe, die Protonen von anderen Substanzen (Säuren) aufnehmen können.

Eine Base muss mindestens ein freies Elektronenpaar zur Bildung einer kovalenten Bindung mit einem Proton besitzen.

Ampholyte Protonendonatoren wie auch Protonenakzeptoren

Ampholyte sind Stoffe, die je nach Reaktionspartner entweder Protonen abgeben oder aufnehmen können. Die Teilchen werden auch als amphotere Teilchen bezeichnet.

Korrespondierendes

Säure-Base-Paar Ein-Protonen-Austausch Zwei Teilchen, die sich nur um ein Proton unterscheiden.

Einige wichtige Säuren (es wird davon ausgegangen, dass die Namen sowie die Strukturen gezeichnet werden könnten)

7.3 Korrespondierende Säure-Base-Paare

Aufgrund der Gleichgewichtszustände sind an jeder Säure-Base-Reaktion stets zwei Säuren und zwei Basen beteiligt: je eine Säure und Base auf der linken Seite der Gleichung und je eine auf der rechten Seite.

Zu jeder Säure auf der einen Seite der Reaktionsgleichung gehört eine korrespondierende Base auf der anderen Seite der Reaktionsgleichung. Beide Teilchen unterscheiden sich um ein Proton.

Welches sind die korrespondierenden Säure-Base-Paare?

HCl(aq) + H₂O  Cl^-(aq) + H₃O⁺ (aq)

NH₃ (aq) + H₂O  NH (aq) + OH^- (aq)

HAc(aq) + H₂O  Ac^-(aq) + H₃O⁺ (aq)

7.4 Typische Charakteristika von Säuren und von Basen

 Säuren in wässrigen Lösungen können bei sog. Säure-Base-Indikatoren einen Farbwechsel hervorrufen. Ein historisch relevantes, übereinstimmendes Merkmal von Säuren ist, dass sie den pflanzlichen Indikator "Lackmus" rot färben. Basen färben ihn blau. (Rotkrautsaft als Säure-Base-Indikator)

 Säuren wie auch Basen in wässrigen Lösungen können den elektrischen Strom leiten, da frei bewegliche Ladungsträger vorhanden sind.

 Säuren in wässrigen Lösungen greifen unedle Metalle wie z.B. Zink oder Magnesium an. Das Metall zerfällt in aquatisierte Ionen.

 Wässrige Lösungen von Basen fühlen sich seifig und glitschig an.

7.5 Massenwirkungsgesetz

Umkehrbare chemische Reaktionen lassen sich mathematisch relativ einfach beschreiben. Aus der charakteristischen Gesetzmässigkeit jeder individuellen Reaktion lässt sich entnehmen, ob es sinnvoll ist oder nicht 2 Stoffe z.B. A und B überhaupt miteinander reagieren zu lassen.

Kinetische Herleitung

Ausgangssituation: wässrige Lösung

Geschwindigkeit der Hinreaktion (Kollisionstheorie)

Geschwindigkeit der Rückreaktion (Kollisionstheorie)

Gleichgewichtszustand und Gleichgewichtskonstante

Verallgemeinerung

Massenwirkungsgesetz (MWG)

Dieser Ausdruck für die Gleichgewichtskonstante K wird als Massenwirkungsgesetz (MWG) bezeichnet. Das MWG gilt für alle homogenen chemischen Gleichgewichte. Der Name stammt von der alten Bezeichnung für Stoffmengenkonzentration: "aktive Masse". Das MWG wurde 1867 von den Norwegern Guldberg und Waage formuliert.

Nomen- klatur

A

B Komponente A, B usw.

c(A) Konzentration der Komponente A

kH

kR

Geschwindigkeitskonstante der Hin- und

der Rückreaktion. Die

Geschwindigkeitskonstanten sind abhängig von der Reaktion selbst und von der Temperatur.

vH

vR

Geschwindigkeit der Hin- und der Rückreaktion

K

Gleichgewichtskonstante. Die Gleichgewichtskonstante ist abhängig von der Reaktion selbst und von der Temperatur.

Bedeutung der GG-Konstanten K

Formulieren Sie das MWG bzw. die GG-Konstante für die bisher beschriebenen Reaktionen einige Seiten früher.

Die Gleichgewichtskonstante K hat für jede Reaktion einen charakteristischen Wert. Dieser Wert verändert sich nur, wenn die Temperatur, bei der die Reaktion ablaufen soll, verändert wird.

K ist ein Konzentrationsverhältnis:

Welche Aussage kann man aus K ziehen? Was bedeutet die Zahl?

K > 1 0 < K < 1

K = 1 GG

Angenommen Sie hätten den Auftrag den Kunststoff Nylon (N) herzustellen. Wie alles ist auch diese Reaktion eine Gleichgewichtsreaktion. Nylon wird aus Adipinsäure (A) und 1,6-Diaminohexan (D) hergestellt. Vereinfacht lässt sich schreiben:

1 A + 1 D  1 N

Nach der Kombination der Stoffe A und D beginnt die Reaktion und es stellt sich ein Gleichgewicht ein. Äusserst ungünstig wäre es, wenn das dynamische GG auf der linken Seite liegen würde, denn dann würde nur wenig Produkt entstehen.

Günstig wäre es, wenn das GG rechts liegt, dann erhält man bei der Reaktion viel Produkt. Es bleiben nur wenige Edukte übrig.

Die Kenntnis der Gleichgewichtslagen bei chemischen Reaktionen ist für jeden Produktionsprozess, von GoreTex bis Microfaser von PET bis Aspirin von zentraler Bedeutung.

Wie solche Gleichgewichtlagen beeinflusst werden, wird im Kapitel Reaktionskinetik genauer beschrieben.

Edukte Produkte K

Kw = c(H3O+) x c(OH-) = 10-14 mol2 x L-2 Konstante vergleichbar mit K

7.6 Autoprotolyse und Ionenprodukt des Wassers

Es mag verwunderlich scheinen, aber selbst reines Wasser hat eine, wenn auch äusserst geringe elektrische Leitfähigkeit. Im Labor konnte man dies bisher nicht messen, da die Messmethoden zu grob waren. Das Wort Autoprotolyse bedeutet übrigens ‚Reaktion mit sich selbst’.

Voraussetzung für Leitfähigkeit:

Reaktionsgleichung:

Die Leitfähigkeit eines Elektrolyten ist abhängig von der Konzentration der Ionen.

Aus der experimentell gemessenen Leitfähigkeit von reinem Wasser konnte eine Konzentration für die Hydronium- und Hydroxid-Ionen berechnet werden.

c(H₃O⁺) = c(OH^-) = 1 · 10^-7 mol·L^-1

Problemstellung: Liegt das Gleichgewicht der Autoprotolyse des Wassers eher auf der linken oder eher auf der rechten Seite? Zur Beantwortung der Frage wäre der Wert für K sehr interessant.

Ionenprodukt des Wassers = Kw

In reinem Wasser sind pro Liter 10^-7 mol H₃O⁺-Ionen und 10^-7 mol OH^--Ionen vorhanden. Rein rechnerisch hiesse das, dass in ca. 556 Millionen Wassermolekülen genau ein H₃O⁺ und ein OH^- Ion zu finden ist. Angenommen man mischt nach diesem Verhältnis einen hebräischen Buchstaben mit 556 Millionen lateinischen Buchstaben. Eine Skriptseite enthält ca. 1000 Buchstaben pro Seite, das Skript insgesamt enthält etwa 100 Seiten. Legt man das Skript 5560mal aneinander, was 556’000 Seiten entspricht, so würde sich unter dieser Anzahl von Buchstaben genau einmal der hebräische Buchstabe finden lassen. Die Anzahl der Hydroxid- und Hydroniumionen in reinem Wasser ist also verschwindend klein.

Ist diese geringe Menge an H₃O⁺-Ionen bzw. OH^--Ionen überhaupt relevant oder interessant?

Im menschlichen Blut findet man eine c(H₃O⁺) von ca. 410^-8 mol·L^-1. Ein Anstieg auf über 4.510^-8 mol·L^-1 oder ein Abfall auf unter 3.510^-8 mol·L^-1 hat lebensbedrohliche Folgen für den menschlichen Organismus. Kleine Effekte, grosse Wirkung.

lg(x)

x

7.7 pH-Wert und pOH-Wert

Der pH-Wert ist eine Umrechnung der Konzentration der Hydroniumionen. Er wurde 1909 durch den dänischen Biochemiker Peter Lauritz Sørensen eingeführt.

Der pH-Wert erleichtert die Überschaubarkeit der

Hydroniumionenkonzentrationen, die sich in einem enorm breiten Bereich bewegen können. Von praktischer Bedeutung in wässrigen Lösungen sind folgende c(H₃O⁺):

Andere Konzentrationen sind zwar denkbar z.B. 100 mol·L^-1 aber unrealistisch.

Wie man sieht, bewegen sich die c(H₃O⁺) in „Grössenordnungen“ von 10⁰ bis 10^-14, also über 14 Zehnerpotenzen hinweg.

Der dekadische Logarithmus beschreibt mathematisch eigentlich nur die Zehnerpotenzen. Die Funktion ist unten graphisch dargestellt.

Welcher pH-Wert errechnet sich, wenn die c(H₃O⁺) = 0.15 mol·L^-1 oder 0.8 mol·L^-1 oder 0.003 mol·L^-1 ist?

Betrachten Sie die Reihe von c(H₃O⁺) = 0.0025 mol·L^-1/0.025 mol·L^-1/0.25 mol·L^-1 in der die Konzentration der Hydroniumionen immer verzehnfacht wird. Welche Aussage können Sie treffen?

Neben dem pH-Wert existiert noch der pOH-Wert. Er ist in Analogie zum pH- Wert definiert.

Der pOH Wert ist der negative dekadische Logarithmus der OH^--Ionenkonzentration.

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der H3O+-Ionenkonzentration.

Über das Ionenprodukt des Wassers gibt es einen festen Zusammenhang zwischen dem pH-Wert und dem pOH-Wert.

Tragen Sie die Zahlen in die fehlenden Felder ein.

c(H₃O⁺) mol·L^-1 0.5

c(OH^-) mol·L^-1 0.0025

pH-Wert 7

pOH-Wert 1.5

c(H₃O⁺) mol·L^-1 1 0.1 0.01 0.001 .. 0.000‘000‘000‘000‘01 c(H₃O⁺) mol·L^-1 als

Zehnerpotenz- ausdruck pH-Wert

Die pH-Skala gilt üblicherweise von 0 bis 14, da dort die für das System gemachten Annahmen und Vereinfachungen zutreffen. Rein rechnerisch sind negative pH-Werte und Werte oberhalb 14 möglich.

Der pH-Wert ist eine lösungsspezifische Grösse und ein Mass für die H₃O⁺- Ionenkonzentration, die ein bestimmter Stoff oder ein bestimmtes Stoffgemisch in einem Lösungsmittel (meist Wasser) erzeugt.

Übersicht Tragen Sie korrekt ein: =7, >7, <7, =10^-7, >10^-7, <10^-7 Bezeichnung saure Lösung neutrale Lösung basische

(alkalische) Lösung c(H₃O⁺) mol·L^-1

pH

c(OH^-) mol·L^-1

pOH

pH + pOH = 14

7.8 Indikator und Lackmus

Säure-Base-Indikatoren werden in der Chemie dazu verwendet, den pH-Wert einer Lösung zu bestimmen. Sie haben meist einen spezifischen Umschlagspunkt, bei dem sie ihre Farbe verändern. So liegt zum Beispiel beim Bromthymolblau der Umschlagspunkt bei 6.0 < pH <7.6.

Im alkalischen Milieu ist es blau, im Sauren ist es gelb. Im Bereich des Umschlagspunktes ist in diesem Fall die Mischfarbe Grün möglich, das muss bei anderen Indikatoren aber nicht der Fall sein. Phenolphthalein etwa schlägt schlagartig von farblos nach rotviolett um.

Die Farbigkeit ist bei Säure- Base-Indikatoren pH-Wert-abhängig, weil sie abhängig von der Konzentration der Oxoniumionen in der Lösung protoniert oder deprotoniert vorliegen. Dabei werden meist Protonen aus Hydroxy-Gruppen, die an aromatischen Systemen gebunden sind, bei hohem pH-Wert abgespalten bzw. bei niedrigem wieder angelagert, aber auch eine Amino-Gruppe kann, wie etwa beim Methylrot, als Säure oder Base wirken. Die allgemeine Indikatorgleichung beschreibt diesen Zusammenhang:

Der Indikator verhält sich wie eine schwache Säure HInd, wobei die Indikatorsäure HInd und ihre konjugierte Base Ind⁻ unterschiedliche Farben besitzen:

pH = pKInd + log(Ind^-/HInd)

Ist zum Beispiel die Farbe der Indikatorsäure rot und die der Base blau, so zeigt eine rote Farbe der Lösung an, dass ihr pH-Wert kleiner ist als der pKa-Wert der Säure, denn dann überwiegen die HInd-Moleküle. Eine

blaue Farbe bedeutet pH > pKa und die Mischfarbe violett, dass pH = pKa.

Säure-Base-Indikatoren sind organische Farbstoffe mit ausgedehnten π-Elektronensystemen. Die Farbe kommt meist durch π → π*-Übergänge zustande, deren Frequenz im sichtbaren Bereich liegt.

Lackmus ist ein aus bestimmten Flechtenarten gewonnener blauvioletter Farbstoff. Die wässrige Lösung besitzt die Eigenschaft, je nachdem, ob sie mit sauren oder basischen Stoffen zusammengebracht wird (d.h. je nach pH- Wert), ihre Farbe zu ändern. Sie dient deshalb als Säure-Base-Indikator in der Chemie.

From Prof. Blumes Homepage Mit Rotkohlsaft kann man bekanntlich schöne Farben zaubern.

Seine Farbskala reicht von Rot über Lila nach Kornblumenblau und weiter über Grün nach Gelb. Bei den üblichen Vorschriften erhältst du nie die Farbe Blau, so dass die meisten gar nicht wissen, dass diese Farbe für den Farbstoff so typisch ist, dass man ihn Cyanidin genannt hat. Cyan kommt aus dem Griechischen und heisst nämlich "Blaugrün".

Zur Herstellung von Rotkohlsaft gibst du frische, zerkleinerte Rotkohlblätter in ein Becherglas mit Leitungswasser und kochst die Mischung einige Minuten, bis sich eine rote Lösung gebildet hat. Lasse abkühlen und filtriere ab. Danach kannst du den Saft verwenden.

Saft, den du nicht sofort verbrauchen willst, füllst du in kleine Gefässe oder Plastiktüten, die du dann einfrierst. Auch ein Kunststoffgefäss zur Bereitung von Eiswürfeln ist gut geeignet. So hast du immer kleine Portionen zur Hand.

Im Schullabor:

Du stellst dir folgende Puffer-Lösungen (c = 0,1 mol/l) her (die pH-Werte sind nur näherungsweise einzuhalten): Essigsäure/Acetat pH 4,5; Phosphate 6/6,5/7;

Hydrogencarbonat 7,5 und Soda 11,5 [Xi]. Ausserdem benötigst du verdünnte Salzsäure, Natronlauge (jeweils c = 0,1 mol/l; [Xi]) und konzentriertere Natronlauge (c = 2 mol/l; [C]).

Gib davon jeweils gleiche Mengen (z. B. 5 ml) in Reagenzgläser. Tropfe jeweils gleiche Mengen Rotkohlsaft aus einer Tropfpipette bis zur ausreichenden Färbung hinzu. Kurz umschütteln. Wenn du alles richtig gemacht hast, erhältst du eine Farbreihe wie oben beschrieben. Stelle sie in einen Reagenzglasständer und betrachte sie gegen helles Licht. Lasse

die Lösungen ruhig ein paar Tage stehen. Die stärker alkalischen Lösungen färben sich mit der Zeit tief gelb. (Hinweis: Wenn man zu verdünnte Alkalien nimmt, wird die Lösung nur grün. Das Gelbwerden dauert sowieso etwas länger. Also: Stehenlassen und warten! Gelb ist übrigens eine Farbe, die die irreversible Zerstörung des Farbstoffs anzeigt. Bei Zugabe von Säure wird er dann nicht wieder rot.)

Vereinfachte Pufferrezepte, die nur aus Soda und Natriumbicarbonat bestehen, sind denkbar

Zu Hause im Küchenlabor:

1) Du kannst die Farbreihe auch erhalten, wenn du in die Reagenzgläser jeweils folgende Lösungen füllst:

Zitronensaft (oder Entkalkerlösung) / Haushaltsessig / Leitungswasser

Kernseife in Spiritus oder Ethanol (F) / Kernseife in Wasser / Gesättigte Kaisernatron-Lösung / gesättigte Vollwaschmittel-Lösung /Gesättigte Sodalösung

2) Umgekehrt kannst du durch Vergleich mit der obigen Pufferreihe feststellen, welchen pH-Wert deine Lösungen haben.

3) Mit dem Saft kannst du auch Lösungen von anderen Haushaltsmitteln und Lebensmitteln untersuchen. Vorsicht, wenn du mit Reinigungsmitteln umgehst!

4) Giesse zu einigen Millilitern Rotkohlsaft in ein breites Becherglas Mineralwasser (Gerolsteiner) und rühre gut um. Die Farbe verändert sich langsam (etwa innerhalb von 10 min) von Rötlichviolett nach Blau. Du kannst das Ganze auch ohne umzurühren stehen lassen; dann dauert die Umfärbung entsprechend länger.

Grund: Das Mineralwasser enthält Kohlensäure. Da das säurebildende Kohlenstoffdioxid ausgast, wird die Lösung zunehmend weniger sauer, der Indikator färbt sich um.

7.9 Säure-Base-Titration

Wie kann man experimentell die Konzentration einer sauren Lösung mit hoher Genauigkeit bestimmen? Dies ist z.B. erwünscht bei der Säurebestimmung von Wein oder Speiseessig.

Durchführung einer Titration ( = Massanalyse)

Von der Basenlösung mit unbekannter Konzentration c(B) wird ein bestimmtes Volumen V(B) abgemessen. In einem Reaktionsgefäss wird nun die Base mit einer starken Säure (meist H⁺) zur Reaktion gebracht, die Konzentration der Säure sei bekannt. Es wird so lange tropfenweise Säure der Konzentration c(HA) zugegeben, bis alle Base verbraucht ist, was am Äquivalenzpunkt der Fall ist. Bei der Messung wird der pH-Wert fortlaufend bestimmt. Aus dem Verbrauch (in mL) an Säure am Äquivalenzpunkt lässt sich die Konzentration der Base bestimmen.

Zunächst wollen wir die Menge der OH^-- Ionen in NaOH mit Salzsäure (HCl) titrieren. Dazu füllen wir z. B. 50 mL NaOH in eine Erlenmeyerkolben ein und geben langsam mit Hilfe einer Bürette kleine Mengen (0,1 ml) an 0,1 M HCl dazu.

Der pH der Ausgangslösung beträgt ca. 12. Jedes Mal, wenn wir 0,1 ml HCl dazutropfen messen wir den pH-Wert der NaOH-Lösung. Dabei wird ausreichend gerührt. Wir beenden den Versuch, wenn der pH-Wert < 3 ist. Das Ergebnis der Messungen tragen wir in ein Diagramm ein.

Zunächst ändert sich der pH bei Säurezugabe nur wenig. Kommen wir allerdings in den Bereich, wo die Konzentration der Salzsäure ungefähr der der NaOH entspricht, ändert sich der pH sehr stark. Der Punkt, an dem sich genau die beiden Konzentrationen gleichen heisst Äquivalenzpunkt [OH^-] =[H3O⁺] . Dieser entspricht dem Wendepunkt der Kurve und ist = dem Neutralpunkt.

Geben wir dann noch weiter Säure dazu, fällt der pH bis unter 3; noch mehr Säurezugabe lässt den pH- wieder nur langsam sinken.

Ergänzung zu Säure-Base-Titration (Mortimer, S. 289)

Stoffmengen und H⁺-Konzentrationen bei der Titration von 50.0 ml Salzsäure, c(HCl)=0.100mol/l, mit Natronlauge, c(OH^-)=0.100mol/l

(Hinweis: dieses Rechenbeispiel ist _nicht_ identisch mit der Titration NaOH/HCl im Skript!)

Zugegebene Menge NaOH , n(OH^-)

Verbliebene Menge H⁺- Ionen, n(H⁺)

Überschüssige Menge OH^-- Ionen, n(OH^-)

Lösungsvolu- men V

c(H⁺)=n(H⁺)/V pH

ml mMol mMol mMol ml mMol/ml

0.0 0.00 5.00 50.0 1.00*10^-1 1.00

10.0 1.00 4.00 60.0 6.67*10^-2 1.18

20.0 2.00 3.00 70.0 4.29*10^-2 1.37

30.0 40.0 49.0 49.9 50.0 50.1 51.0 60.0 70.0 80.0 90.0 100.0

Wenn man 10.0 mL einer 0.1 molaren HCl-Lösung benötigt, um 50 mL einer NaOH- Lösung bis zum Neutralpunkt zu titrieren (pH = 7), dann enthält die Probe eine Konzentration von 0.02 Mol / Liter (Molmasse 17, OH^-), oder 0.34 g/L Hydroxid.

Die Berechnung für die Konzentrationen gilt nur für einprotonige Säuren wie HCl oder HAc und Basen, die pro Teilchen nur ein Proton aufnehmen können wie KOH oder NaOH. Bei anderen Säuren oder Basen wären entsprechende Faktoren einzusetzen.

Äquivalenzpunkt

Ganz allgemein werden Titrationen z.B. Säure-Base-Titrationen, Redox- Titrationen oder komplexometrische Titrationen genutzt, um mit einer Lösung eines Stoffes bekannter Konzentration, die Konzentration des unbekannten Stoffes zu bestimmen. Titrationen sind häufig angewandte Messmethoden in der Chemie.

Praktikum: Chlorid-Bestimmung in Meerwasser nach Mohr

7.10 Stärke von Säuren und Basen

7.10.1 Der pKs-Wert: Mass für die Säurestärke

Vergleicht man Säuren miteinander, so erkennt man, dass verschiedene Säuren

"unterschiedlich stark sauer sind", also unterschiedliche Tendenzen aufweisen ihre Protonen abzugeben. Die in Autobatterien verwendete Schwefelsäure hat eine viel grössere Säurewirkung, als die in Apfelsaft vorkommende Apfelsäure (Hydroxybernsteinsäure). Die Leichtigkeit, mit der in einer Atombindung X-H das Proton abgespalten wird, wird in erster Linie durch die Elektronegativität und in zweiter Linie durch die Länge der Bindung, also durch die Grösse der Atome beeinflusst. Durch die Kombination von 2 Argumenten wird die theoretische Abschätzung der Säure- und Basenstärke nicht gerade vereinfacht.

Wie in den Naturwissenschaften üblich, versucht man jetzt Säurestärken bzw.

Basenstärken miteinander zu vergleichen. Da in den meisten Fällen absolute Messwerte nicht zugänglich sind, verwendet man Bezugspunkte. Im Fall der Säuren und Basen wird der Ampholyt Wasser als Bezugssystem gewählt.

Leitfähigkeitsmessung einer wässrigen Essigsäurelösung und einer Salzsäurelösung (beide Konzentrationen 0.1 mol·L^-1)

Beobachtung:

Vergleich der Reaktion HAc mit Reaktion HCl

Ks-Wert: Gleichgewicht der Reaktion einer Säure mit Wasser

Die Lage des Gleichgewichts einer Säure mit Wasser wird mit Hilfe des Massenwirkungsgesetzes beschrieben. Voraussetzung: Es sollen nur verdünnte Lösungen betrachtet werden, d.h. die Konz. sollte 0.1 mol·L^-1 nicht überschreiten.

Die Konz. von Wasser kann dann als konstant angesehen werden (55.56 mol·L^-1)

55 .56⋅ K =Ks= c( A

)⋅c( H

O

) c ( HA )

Ks

= Mass für die Säurestärke

= Protonenabgabebereitschaft

pKs-Wert

Die Zahlenwerte für die Säurekonstanten erstrecken sich über einen weiten Bereich von ca. 10^-24  Ks  10¹⁰, daher wurde auch hier ein logarithmischer Wert der pKs-Wert eingeführt. Die pKs-Werte sind für viele Säuren tabelliert worden.

pKs-Werte sind stoffspezifische Grössen.

Was sagt der pKs-Wert aus?

In der „Säure-Base Tabelle“ sind viele pKs Werte tabellarisch aufgeführt. Die Einteilung in

"starke Säuren" und "schwache Säuren" ist sehr ungenau, da die Übergänge fliessend sind.

Essigsäure mit einem pKs = 4.75 ist sicher eine schwache Säure, HCl mit einem pKs = -7 sicher eine starke. Bei sehr starken Säuren (ab pKs von ca. -7 (HCl)) kann man nicht mehr von einem Gleichgewicht sprechen. Hier liegt das GG so weit auf der rechten Seite, dass man von einer vollständigen Dissoziation der Säure spricht (vollständiger Zerfall in Protonen und Chloridionen).

Eine 0.1 mol·L^-1 HCl-Lösung hat also nach vollständiger Dissoziation eine c(H₃O⁺) von 0.1 mol·L^-1 und damit einen pH-Wert von 1.

Der pKs-Wert ist der negative dekadische Logarithmus des Ks Wertes.

pKs = -lgKs

Der pKs-Wert ist ein Mass für die „Bereitschaft einer Protonenabgabe“ in wässriger Lösung = Säurestärke.

7.10.2 Der pKb-Wert: Mass für die Basenstärke

In einer Totalanalogie zum pKs-Wert wird der pKb-Wert definiert.

7.10.3 Zusammenhang zwischen pKs- und pKb-Wert

Der pKb-Wert ist der negative dekadische Logarithmus des Kb Wertes.

pKb = -lgKb

Der pKb-Wert ist ein Mass für die „Bereitschaft einer Protonenaufnahme“ in wässriger Lösung = Basenstärke.

55 .56⋅K=Kb= c ( HA )⋅ c ( OH

) c( A

)

Kb

= Mass für die Basenstärke

= Protonenaufnahmebereitschaft

NaCl in Wasser, pH= ?

Der pKs-Wert zeigt, wie stark das bestreben eines Stoffes ist, Protonen abzugeben, also als Säure zu reagieren. Der pKb-Wert zeigt dagegen, wie stark das bestreben ist, Protonen aufzunehmen. Je kleiner der jeweilige Wert ist, um so stärker ist die Säure bzw. Base.

Hydrogenphosphat ist ein Ampholyt, dass heißt, es kann sowohl als Säure, als auch als Base reagieren. Der pKb-Wert ist mit 6,80 kleiner als der pKs-Wert (12,36), also ist das Bestreben größer, ein Proton aufzunehmen, als eins abzugeben.

Allerdings ist es auch wichtig, ob der Reaktionspartner eine Säure oder Base ist, also ob er Protonen abgibt oder aufnimmt. Hier ist der Reaktionspartner Wasser, welches ebenfalls ein Ampholyt ist, also als Säure oder Base reagieren kann.

Außerdem sind der pKs- und pKb-Wert des Wassers gleich (15,74), es kann also ebenso gut Protonen aufnehmen, wie abgeben.

Daher nimmt das Hydrogenphosphat ein Proton des Wassers auf und wird zu Dihydrogenphosphat. Das Wasser wird dabei zum Hydroxid-Ion, wodurch die Lösung alkalisch ist.

From: http://imst.uni-klu.ac.at/imst-

wiki/images/0/08/Anhang7_Chemie2_Jaklin.pdf Expertenwissen: SAURE UND BASISCHE SALZE

Salzlösungen können unterschiedliche pH-Werte aufweisen:

Salze starker Basen und starker Säuren reagieren im Wasser NEUTRAL.

Salze starker Basen und schwacher Säuren reagieren im Wasser BASISCH.

Salze schwacher Basen und starker Säuren reagieren im Wasser SAUER.

Das Bestreben einer Säure, PROTONEN abzuspalten (Protolyse), bezeichnet man als die STÄRKE einer Säure. Sie ist vom Aufbau des Säuremoleküls abhängig.

Das Bestreben einer Base, PROTONEN aufzunehmen, bezeichnet man als die STÄRKE einer Base. Sie ist vom Aufbau des Basemoleküls abhängig.

Beispiel: Salz einer starken Base und einer schwachen Säure: Na-Acetat (NaAc) Starke Base: NaOH

Schwache Säure: Essigsäure HAc

Salzbildung: NaOH + HAc → NaAc + H2O Reaktion von NaAc in Wasser:

NaAc + H2O → Na +

+ OH -

+ HAc Die freien OH -

Ionen in der Lösung sind für die alkalische Reaktion verantwortlich!!

Gewinnung schwacher Säuren: Schwache Säuren werden oft aus ihren Salzen durch

Zugabe einer starken Säure gewonnen.

Beispiel: Gewinnung von CO2 aus Soda (so wurde früher CO2 für Erfrischungsgetränke

gewonnen, daher der Name „Sodawasser“) Na2CO3 + 2H3O

+ Cl -

→ H2CO3 + 2Na +

Cl

-

+ 2H2O

Soda Salzsäurelösung Kohlensäure Kochsalz (gelöst) Kohlensäure zerfällt sofort: H2CO3 → CO2↑ + H2O und CO2 entweicht!

Nach dem gleichen Prinzip sind Brausetabletten und Brausepulver aufgebaut; als Salz

dient der Stoff Natriumhydrogencarbonat (Speisesoda, Natron NaHCO3) und als feste

Säure wird Zitronensäure verwendet. Kommen beide Stoffe in Wasser, so löst sich die

Zitronensäure, es bildet sich eine saure Lösung; diese reagiert mit dem Speisesoda unter

Freisetzung von Kohlensäure (wie oben beschrieben!).

7.11 Säure-Base Gleichgewichte

Pearson, Studium, CHEMIE, p 779 erklärt sehr gut das Gleichgewicht. Super vip!!!

Man ist im Leben ständig von Säuren und Basen umgeben, es ist einem nur nicht bewusst. In diesem Kapitel sollen Alltagserfahrungen mit Hilfe der Säure-Base Theorie und der Säure-Base-Gleichgewichte erklärt werden.

7.11.1 Brausetabletten

Einige Produkte, die sonst nur in Tablettenform käuflich waren, werden heute in Form von Brausetabletten angeboten: Aspirin, Vitamin C, Süssstoffe, Multivitamintabletten.

Allen ist gemeinsam, dass sie organische Säuren in fester Form und NaHCO₃ (s) enthalten. Da in Gegenwart von Wasser die Säure-Base-Reaktion eintritt, sind alle Brausetabletten zum Schutz vor Feuchtigkeit in Metall- oder Kunststoffröhren verpackt und zusätzlich innen noch in Alufolie eingewickelt.

Zusammensetzung von VitaminC-Brausetabletten:

Mischung aus Weinsäure H₂T und NaHCO₃

Deutung

O OH O

H

O

OH OH

HOOC COOH

COOH OH

HOOC O COOH H

OH

Konvention und Einschränkung

Bei Gleichgewichten von rechter und linker Seite zu sprechen ist bekanntlich etwas schwierig. Per Konvention schreibt man die Teilchen, die man gerade betrachtet in der Reaktionsgleichung auf die linke Seite, wie auch H₂T und HCO auf der linken Seite stehen. Kommt es tatsächlich zu einer Protolyse, liegt also eine Bergabreaktion vor, dann reagieren die Stoffe der linken Seite miteinander und man erhält die Stoffe der rechten Seite. Somit liegt das GG rechts.

Bei der Reaktion von Weinsäure mit Natriumhydrogencarbonat entsteht neben Wasser und CO₂ auch HT^- (Hydrogentartrat), das ein Ampholyt ist. Ist eine Weiterreaktion des HT^- mit HCO möglich? Schätzen Sie mit Hilfe der Bergauf- und Bergabreaktion ab, von wo nach wo das Proton übertragen wird (wenn überhaupt). Stellen Sie eine mögliche Reaktionsgleichung auf.

Säure Base

0 < K < 1

K > 1

Reagiert eine Säure mit einer Base die oberhalb ihrer korrespondierende Base zu finden ist, so handelt es sich um eine Bergaufreaktion. Es kommt nicht zu einer Protolyse.

Das GG liegt auf der linken Seite.

Reagiert eine Säure mit einer Base die unterhalb ihrer korrespondierenden Base zu finden ist, so handelt es sich um eine Bergabreaktion. Es kommt zu einer Protolyse. Das GG liegt auf der rechten Seite.

7.11.2 Bestimmung von Säure/Base-Gleichgewichtslagen

 Bestimmung welches Teilchen die Säure und welches die Base ist (auf der linken Seite der Reaktionsgleichung), d.h. Beurteilen von wo nach wo Protonen übertragen werden. Oft gibt es mehr als eine Möglichkeit. Vorsicht bei amphoteren Teilchen.

 Aufstellen der möglichen Reaktionsgleichungen o Salze in Wasser lösen

Moleküle bleiben so, wie sie sind

 Beurteilung ob es sich um eine Bergauf- oder Bergabreaktion handelt

 Beurteilung der Lage des GG

Beurteilen Sie die Lage der Gleichgewichte. Blubbert's oder blubbert's nicht?

Die Experimente können nachträglich zur Untersuchung des theoretischen Ergebnisses durchgeführt werden. Die Lösungen stehen bereit.

1) Reaktion einer HCl-Lösung mit einer NaHCO₃-Lösung 2) Reaktion einer NH₄Cl-Lösung mit einer NaHCO₃-Lösung 3) Reaktion einer NaHCO₃-Lösung mit einer NaHSO₄-Lösung

Das Kohlensäuregleichgewicht ist medizinisch übrigens äusserst interessant. Bei der Atmung wird O2 aufgenommen und CO2 abgegeben. Der pH-Wert des Blutes wird unter anderem über die CO2-Konzentration geregelt.

7.11.3 Das Konzept der "Schwachen" und "Starken"

Die Technik der Beurteilung von Säure-Base-Gleichgewichtslagen durch Bergauf- und Bergabreaktionen kann eigentlich nur richtig durchdacht und verstanden werden, wenn man bedenkt, dass in einem Gleichgewichtszustand immer 2 Säuren und 2 Basen in einer Konkurrenzreaktion zueinander stehen¹. Die Frage, die sich immer stellt ist, welche Säure mit einer höheren Wahrscheinlichkeit ihr Proton abgibt, die der linken Seite oder die der rechten Seite.

Das "Konzept der Schwachen und Starken" stellt nichts Neues dar, sondern ist lediglich eine weniger mechanistische Betrachtung. Hier geht es weniger um

"bergauf" und "bergab" als um "stärkere und schwächere Säuren oder Basen".

Behauptungen

Prüfen Sie die Behauptungen an den 3 Beispielgleichgewichten der Bergauf- und Bergabreaktion die nachfolgend in einer abgemagerten Form aufgeführt sind.

1) Finden Sie dazu die korrenspondierenden Säure-Base-Paare.

2) Ordnen Sie die Säuren innerhalb einer Reaktionsgleichung nach ihrer Stärke.

3) Ordnen Sie die Basen innerhalb einer Reaktionsgleichung nach ihrer Stärke.

Beurteilen Sie die Behauptungen an 3 Beispielen.

HCl +HCO -> Cl^-(aq) + H₂CO₃ (zerfällt)

NH+ HCO-> NH₃(aq) + H₂CO₃ (zerfällt)

HSO+HCO -> SO+ H₂CO₃ (zerfällt)

1 Auch hier kann man sich des Eindrucks kaum erwehren, dass die Moleküle und Ionen wüssten, was sie tun. Sie können aber nicht denken. Wo kämen wir denn da hin? Oder?

Bei einem Protolysegleichgewicht liegen die schwachen Säuren und die schwachen Basen auf einer Seite, und die starken Säuren und starken Basen auf der anderen.

Es reagiert immer die stärkere Säure mit der stärkeren Base. Die stärkere Säure gewinnt die Konkurrenz gegen die schwächere Säure.

Das Gleichgewicht einer Protolyse liegt immer auf der Seite der schwächeren Säure und der schwächeren Base.

stärkere Säure + stärkere Base <->>> schwächere Säure + schwächere Base

7.12 Berechnung von pH-Werten

Für viele biologische und technische Zwecke ist es wichtig, den pH-Wert berechnen zu können. Alle biotechnologischen Verfahren, z.B. Produktion von Insulin durch Bakterien, erfordern eine sehr genaue Einhaltung des pH-Wertes, damit die Mikroorganismen keinen Schaden nehmen. Bei den folgenden Berechnungen werden verdünnte Lösungen von Säure und Basen unter 1 mol·L^-1 vorausgesetzt, da sich die Ionen oberhalb dieser Konzentration gegenseitig beeinflussen, was zu falschen Aussagen führen würde.

Starke Säuren pKs < 0 (Zur Erinnerung: starke Säuren heisst kompletter Zerfall)

pH-Werte von HCl-Lösungen

c(HCl) c(H₃O⁺) gemessener pH-Wert

Berechnung

Als Näherung gilt für starke Säuren

Der pH-Wert kann für starke Säuren aus der Anfangskonzentration errechnet werden, da eine starke Säure praktisch vollständig in Wasser dissoziiert. Das GG liegt vollständig auf der rechten Seite. Daher ist die Konzentration der H₃O⁺- Ionen in guter Näherung gleich der Anfangskonzentration der Säure.

Wenn die Konzentration der Säure oberhalb von 10^-6 mol·L^-1 liegt [c(HA) > 10^-6 mol·L^-1] kann der Einfluss der Autoprotolyse, c(H₃O⁺) = 10^-7 mol·L^-1, ruhigen Gewissens vernachlässigt werden.

c(HA) pH

c(HCl) = 0.0001 mol·L^-1 c(HI) = 0.02 mol·L^-1 c(HBr) = 10-8 mol·L^-1

pH = - lg c(HA) Starke Säuren

Schwache Säuren pKs > 0

pH-Werte Vergleich einer HCl-Lösung und einer HAc-Lösung c(HCl) = 0.01 mol·L^-1 pH = 2

c(HAc) = 0.01 mol·L^-1 pH = 3.38 also > 2 Berechnung

Als Näherung gilt für schwache Säuren

Schwache Säuren

pH = pKs−lg c ( HA )

2

Starke Basen pKb < 0 Berechnung

Als Näherung gilt für starke Basen

Beispiel

Schwache Basen pKb > 0

Als Näherung gilt für schwache Basen, Herleitung Analog wie schwache Säuren

Schwache Basen Starke Basen pOH = - lg c(A^-)

pOH= pKb− lgc ( A

)

2

7.13 Säurestärke und Molekülstruktur

Um die Beziehungen zwischen Molekülstruktur und Säurestärke zu untersuchen, teilen wir die Säuren in zwei Gruppen ein:

1.) Säuren, in denen Wasserstoffatome nicht an Sauerstoffatome gebunden sind.

2.) Oxosäuren: Wasserstoffatome sind an ein Sauerstoffatom gebunden 1) Wasserstoffatome nicht an Sauerstoffatome gebunden

Einige zweiatomige (binäre) Wasserstoffverbindungen wie zum Beispiel HCl und H2S sind Säuren. Zwei Faktoren beeinflussen ihre Säurestärke:

mit denen der Wasserstoff verbunden ist.

A) Wasserstoff-Verbindungen von Elementen einer Periode

Ein Atom eines stark elektronegativen Elementes entzieht dem Wasserstoffatom die Elektronen stärker und erleichtert seine Abspaltung als Proton.

Ordne folgende Substanzen hinsichtlich ihrer Säurestärke: H2O, NH3, HF

B) Wasserstoff-Verbindungen von Elementen einer Gruppe

Die Atomgrösse ist von grösserer Bedeutung. Ein Proton lässt sich viel leichter von einem grossen als von einem kleinen Atom abziehen. Bei einem grossen Atom ist die Valenzelektronenschale auf einem grösseren Raum verteilt und das Proton deshalb weniger stark gebunden.

Ordne folgende Säuren hinsichtlich ihrer Säurestärke: HBr, HCl, HF, HI

2) Wasserstoffatome an Sauerstoffatome gebunden: Oxosäuren In Oxosäuren liegt die Baugruppe

vor. Das Wasserstoffatom ist an ein Sauerstoffatom gebunden; dieses hat (fast) immer die gleiche Grösse. Die Säurestärke wird in erster Linie von der Elektronegativität des Atoms Z abhängen.

Wenn Z ein Metallatom mit geringer Elektronegativität ist, wird das mit b bezeichnete Elektronenpaar zum Sauerstoff gehören. Die Verbindung ist dann ein ionisch aufgebautes Hydroxid wie zum Beispiel Na⁺OH^-. Es entsteht eine typische Base.

Wenn Z ein Nichtmetallatom mit hoher Elektronegativität ist, ist die Bindung b eine kovalente Bindung, die weniger leicht spaltbar ist. Das Z-Atom überlässt dem Sauerstoff keine Elektronen sondern wird im Gegenteil dessen Elektronendichte

verringern, selbst dann wenn das Sauerstoffatom das elektronegativere Atom ist.

Dies wirkt sich auf die Bindung a aus. Das O-Atom übt einen Elektronenzug auf die Elektronen der H-O -Bindung aus und erleichtert die Abspaltung des Protons. Ein Beispiel ist die Hypochlorige Säure, HOCl.

Je elektronegativer das Z-Atom ist, desto mehr werden der O-H -Bindung Elektronen entzogen und desto leichter lässt sich das Proton abspalten..

Ordne folgende Substanzen hinsichtlich ihrer Säurestärke: HOBr, HOCl, HOI

An das Z-Atom können weitere Sauerstoffatome gebunden sein. Bsp.:

Die zusätzlichen O-Atome entziehen dem Z-Atom Elektronen(dichte) und machen es positiver. Damit zieht es seinerseits stärker die Elektronen des O-Atoms, das mit dem H-Atom verbunden ist, zu sich. Dieses O-Atom beansprucht deshalb die Elektronen der O-H -Bindung stärker für sich und erleichtert die Abspaltung des Protons. Je mehr O-Atome an das Z-Atom gebunden sind, desto stärker ist der Effekt, desto saurer ist die Verbindung.

Säurestärke folgender Verbindungen: HOCl, HO2Cl, HO3Cl, HO4Cl

Der Effekt von elektronenziehenden Gruppen lässt sich auch bei organischen Säuren verfolgen. Ethanol, CH3-CH2-OH, spaltet in wässriger Lösung kein Proton ab. Durch Einführung eines zweiten Sauerstoffatoms kommen wir zur Essigsäure, CH3COOH; das H-Atom der OH-Gruppe ist hier sauer. Viele organische Säuren gehören zur Gruppe der Carbonsäuren, in denen die Carboxylgruppe -COOH vorkommt; sie sind meist schwache bis mittelstarke Säuren.

Carbonsäuren haben die allgemeine Formel R-COOH, wobei R ein variabler Rest von Atomen ist. Änderungen im Aufbau von R können die Säurestärke beeinflussen.

Wenn in der Essigsäure ein oder mehr der an das C-Atom gebundenen H-Atome durch elektronegativere Atome (z.B. Cl) ersetzt werden, nimmt die Säurestärke zu. Trichloressigsäure ist bedeutend stärker als Essigsäure.

7.14 Pufferlösungen

Wirkungsweise einer Essigsäure-Pufferlösung

Beobachtung und Interpretation:

In vielen technischen Herstellungsprozessen und biologischen Systemen finden sich Puffer, die die pH-Werte konstant halten.

Biologische Systeme:

Technische Systeme:

Puffer sind Lösungen, die bei Zusatz von Säuren und Basen den pH-Wert weitgehend konstant halten. Pufferlösungen enthalten immer ein schwaches korrespondierendes Säure/Base-Paar, idealerweise im Konzentrationsverhältnis von 1:1.

Wasser Wasser HAc Puffer HAc Puffer

Säure Base Säure Base

) (

) lg (

HA c

A pKs c

pH





7.14.1 Wirkungsweise von Pufferlösungen

Wird einer Pufferlösung HA/A^- fremde Säure HX zugeführt, so werden die zugeführten Protonen H⁺ von der schwachen Base A^- neutralisiert

Wird einer Pufferlösung HA/A^- fremde Base Y^- zugeführt, so werden sie von der schwachen Säure HA neutralisiert.

Als Beispiel soll zu einem Essigsäurepuffer HCl-Lösung oder NaOH-Lösung zugegeben werden. Der Puffer wurde durch Lösen von 0.1 mol NaAc und 0.1 mol HAc in 1 L Wasser hergestellt. Von HAc = Puffersäure ist also 0.1 mol·L^-1 vorhanden, wie auch von der Pufferbase Ac^-.

HAc-Puffer:

CH3COOH + H2O ad CH3COO^- + H3O⁺

pH-Wert Berechnungen von der Essigsäurepufferlösung

Puffergleichung Henderson-Hasselbalch-Gleichung

Wasser Wasser HAc Puffer HAc Puffer

HCl NaOH HCl NaOH

Mathematisch betrachtet, wird durch Zugabe von HX der Zähler in der Puffergleichung kleiner, da A^- verbraucht wird. Gleichzeitig wird der Nenner grösser, da HA gebildet wird, d.h. der Quotient c(A^-)/c(HA) wird kleiner. Starke Schwankungen des Verhältnisses zeigen durch den Einfluss des Logarithmus jedoch nur einen geringen Einfluss auf den pH-Wert. Quotient = 1  pH = pKs, Quotient = 0.1  pH = pKs - 1, Quotient = 10  pH = pKs + 1

Eine Lösung enthält 0.5 mol CH₃COOH und 0.5 mol CH₃COONa in einem Liter Lösung. Berechnen Sie den pH-Wert vor und nach Zugabe von 10 ml 1 mol·L^-1 Salzsäurelösung.

Eine Lösung enthält 0.9 mol CH₃COOH und 0.1 mol CH₃COONa in einem Liter Lösung. Berechnen Sie den pH-Wert vor und nach Zugabe von 10 ml 1 mol·L^-1 Salzsäurelösung.

Eine Lösung enthält 0.02 mol CH₃COOH und 0.98 mol CH₃COONa in einem Liter Lösung. Berechnen Sie den pH-Wert vor und nach Zugabe von 10 ml 1 mol·L^-1 Salzsäurelösung.

Man beachte: Je weiter man sich vom idealen Verhältnis c(Ac^-)/c(HAc) gleich 1 entfernt, um so grösser fallen die Schwankungen der pH-Werte aus; oder: Die Pufferwirkung ist am grössten wenn pH = pKs. Dort wird am effektivsten gepuffert.

7.14.2 Blut: ein humaner Puffer

Wie schon beschrieben, findet man im menschlichen Blut (etwa 4 - 6 Liter) eine c(H₃O⁺) von ca. 410^-8 mol·L^-1. Ein Anstieg auf über 4.510^-8 mol·L^-1 oder ein Abfall auf unter 3.510^-8 mol·L^-1 hat lebensbedrohliche Folgen.

Menschliches Blut pH

Puffersubstanzen im menschlichen Blut

Die pKs Werte unterscheiden sich von der Säure/Base Tabelle, da es sich beim Blut nicht um eine „verdünnte Lösung“ handelt.

Das wichtigste Puffersystem im Blut ist der „Carbonatpuffer“.

Wie gross ist das Verhältnis von wenn der pH-Wert bei 7.40 liegt?

Physiologische Wirkung von pH-Wert Verschiebungen

Beim Aufblasen von Luftmatratzen, Schwimmenten oder Schlauchboten mit dem Mund mag es vorgekommen sein, dass ein anfängliches mulmiges Gefühl sich erweiterte bis es einem schwarz vor Augen wird.

Diese sog. Hyperventilation beruht auf einem vermehrten, schnellen Ausstoss von CO₂. Dadurch verändert sich der pH-Wert im Blut.

In welche Richtung ändert sich der pH Wert?

Was könnte man als Notmassnahme einem Hyperventilierenden anbieten?

c(HCO

3−) c(H₂CO₃)

Bis hierhin o.k. resp.

ausgedruckt

7.14.3 Saurer Regen und Pufferlösungen

Regenwasser hat aufgrund der Aufnahme von CO₂ aus der Luft einen pH-Wert von ca. 5.6, also leicht sauer. Im Mittelland wird besonders nach trockenen Perioden ein sehr viel tieferer pH-Wert gemessen.

Was ist die Ursache der pH-Wert Abnahme?

Saurer Regen

Abfliessendes Wasser

Böden

Als Massnahmen zur Reduktion der Belastungen werden Kraftwerke mit Entschwefelungs- und Entstickungsanlagen ausgerüstet.

7.14.4 Entkalkung mit Säuren

Das Entkalken von Gegenständen im Haushalt lässt sich grundsätzlich nur mit sauren Haushaltsreinigern durchführen, nicht aber mit basischen. Die einfachste Variante im Haushalt ist die Verwendung von verdünnter Essigsäure, Aceto balsamico, die 0.25L Flasche für 36.50 SFR tut es natürlich auch.

Grundsätzlich wird fester Kalk (CaCO₃(s)) in eine lösliche Form überführt. Dafür bietet sich das HCO-Ion an. Interessanter ist es aber, das CO-Ion gleich über die Kohlensäure in CO₂ zu überführen. Da CO₂ entweicht, kommt es ganz automatisch zu einer Verschiebung des Gleichgewichts zugunsten der Kalkauflösung.

Kalkentfernung mit Säuren

Durch eine Säure, die stärker als Kohlensäure ist, kann Kalk in CO₂ überführt und somit entfernt werden.

Alltagsbeispiele

Magensaft Cola-Getränk Wein

7.14.4.1 Saurer Regen und Pufferlösungen

Regenwasser hat aufgrund der Aufnahme von CO₂ aus der Luft einen pH-Wert von ca. 5.6, also leicht sauer. Im Mittelland wird besonders nach trockenen Perioden ein sehr viel tieferer pH-Wert gemessen.

Was ist die Ursache der pH-Wert Abnahme?

Saurer Regen

Abfliessendes Wasser

Böden

Als Massnahmen zur Reduktion der Belastungen werden Kraftwerke mit Entschwefelungs- und Entstickungsanlagen ausgerüstet.

7.14.4.2 Kalkverwendung am Bau

Kalk muss für eine Verwendung als Baumaterial zuerst gebrannt und dann wieder gelöscht werden.

Kalkbrennen Kalklöschen

Mörtel

Mörtel trocknet nicht nur einfach, sondern nimmt aus der Luft langsam CO₂ auf.

Dabei entstehen durch eine chemische Reaktion harte, unlösliche Calciumcarbonat-Kristalle, die den Sand und die Steine zu einem festen Baustoff verbinden. Man beachte die Parallele zum Gips.

Härten von Mörtel

In früheren Zeiten sah man in Rohbauten aufgestellte Tonnen in denen Holz oder Holzkohle verbrannt wurde. Dies diente nicht dazu das Mauerwerk zu trocknen, sondern CO₂ zu produzieren, damit der Härtungsprozess schneller ablaufen konnte. Heute, wo kurze Bauzeiten wichtig sind, lässt man die Mieter mit ihrer CO₂-haltigen Atemluft die Wohnungen vollenden.

Ein paar Begriffe zur Übersicht

Name Synonym Zusammensetzung

Kalk Kalkstein, Kalkspat, Calcit,

Marmor, Kreide CaCO₃

Carbonathärte Vorübergehende Härte Löslicher Kalk, Hauptbestandteil von hartem Wasser, Ca(HCO₃)₂

Bleibende Härte Härte die nach Ausfällung von CaCO₃ zurückbleibt, besonders Ca²⁺(aq), Mg²⁺(aq), SO(aq)

Gesamthärte Mass für den Gehalt an Ca²⁺(aq) und Mg²⁺(aq) Ionen

Gebrannter Kalk Branntkalk, Ätzkalk CaO

Gelöschter Kalk Löschkalk Ca(OH)₂

Mörtel a) Kalkmörtel, Luftmörtel Gemisch aus Calciumhydroxid, Sand und Wasser

Ca(OH)₂, SiO₂, H₂O

b) abgebundener Mörtel Gemisch aus CaCO₃ und Sand

Zement Wassermörtel Gemisch aus Kalk und Ton, das gebrannt und gemahlen wurde CaO, Al₂O₃, SiO₂, Fe₂O₃

Beton Gemisch aus Zement und Kies

Glas Gemisch aus Sand, Kalk und Soda SiO₂, CaCO₃,

Na₂CO₃

Arterienverkalkung nicht mehr alle beienand Kalk im chemischen Sinn ist da wohl nicht im Spiel